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第30讲　元素周期表、元素的性质
[复习目标]　1.掌握元素周期表的编排原则和整体结构。2.掌握元素周期律的内容和本质。
3.掌握元素的原子半径、金属性、非金属性、第一电离能、电负性等的变化规律。
考点一　元素周期表的结构与价层电子排布
1．元素周期表的编排原则
(1)周期：把__________相同的元素，按____________的顺序从左到右排成的横行。
(2)族：把不同横行中______________相同的元素，按______________的顺序从上而下排成的纵列。
2．原子结构与元素周期表的关系
(1)原子结构与周期的关系
原子的最大电子层数＝周期序数。
(2)原子结构与族的关系
①主族元素的外围电子排布特点
主族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA
排布特点
主族 ⅤA ⅥA ⅦA
排布特点
②0族元素的外围电子排布：He为1s2；其他为ns2np6。
③过渡元素(镧系、锕系元素除外)的外围电子排布：(n－1)d1～10ns1～2。
(3)原子结构与元素周期表分区的关系
①元素周期表分区
②各区外围电子排布特点
分区 外围电子排布
s区 ns1～2
p区 ns2np1～6(除He外)
d区 (n－1)d1～9ns1～2(除钯外)
ds区 (n－1)d10ns1～2
f区 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2
(4)金属与非金属的分界线
①分界线：沿着元素周期表中______________与________________的交界处画一条虚线，即为金属元素区和非金属元素区的分界线。
②各区位置：分界线左下方为__________，分界线右上方为________________。
③分界线附近元素的性质：既能表现出一定的________，又能表现出一定的________。
3．元素周期表应用
(1)科学预测：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了线索。
(2)寻找新材料
1．所有非金属元素都分布在p区(　　)
2．外围电子排布式为4s24p3的元素位于第四周期ⅤA族，是p区元素(　　)
3．外围电子排布式为5s25p1的元素位于第五周期ⅠA族，是s区元素(　　)
4．最外层有2个未成对电子的可能是ns2np2或ns2np4，短周期元素中分别为C、Si和O、S(　　)
一、元素周期表的结构
1．请在下表中画出元素周期表的轮廓，并在表中按要求完成下列问题：
(1)标出族序数、周期序数。
(2)将主族元素前六周期的元素符号补充完整。
(3)画出金属与非金属的分界线，并用阴影表示出过渡元素的位置。
(4)标出镧系、锕系的位置。
(5)写出各周期元素的种类。
(6)写出稀有气体元素的原子序数，标出113号～117号元素的位置。
二、元素周期表的应用
2．部分元素在周期表中的分布如图所示(虚线为金属元素与非金属元素的分界线)，下列说法不正确的是(　　)
A．B只能得电子，不能失电子
B．原子半径：Ge＞Si
C．As可作半导体材料
D．Po处于第六周期ⅥA族
3．确定下列指定元素的原子序数
(1)甲、乙是元素周期表中同一周期的 ⅡA族和ⅦA族元素，原子序数分别为m、n，则m、n的关系为__________________________________________________________________。
(2)甲、乙是元素周期表中同一主族相邻周期的两种元素(其中甲在上一周期)，若甲的原子序数为x，则乙的原子序数可能是_________________________________________________。
(3)若A、B是相邻周期同主族元素(A在B的上一周期)，A、B所在周期分别有m种和n种元素，A的原子序数为x，B的原子序数为y，则x、y的关系为
________________________________________________________________________。
(4)下列各表为元素周期表中的一部分，表中数字为原子序数，其中M的原子序数为37的是________(填字母)。
元素周期表中原子序数差的关系
(1)同周期主族元素原子序数差的关系
①短周期元素原子序数差＝族序数差。
②长周期元素，两元素分布在过渡元素同侧时，原子序数差＝族序数差；两元素分布在过渡元素两侧时，第四或五周期元素：原子序数差＝族序数差＋10，第六或七周期元素：原子序数差＝族序数差＋24。
(2)同主族、邻周期元素原子序数差的关系
①ⅠA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差2、8、8、18、18、32。
② ⅡA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、8、18、18、32。
③ ⅢA～ⅦA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、18、18、32、32。
④0族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、8、18、18、32、32。
考点二　元素周期律　电离能、电负性
1．元素周期律
2．主族元素周期性变化规律
项目 同周期(从左到右) 同主族(从上到下)
原子结构 电子层数
最外层电子数 依次增加
原子半径
元素性质 金属性
非金属性
化合价 最高正化合价：＋1→＋7(O、F除外)，负化合价＝__________(H为－1价) 相同，最高正化合价＝________(O、F除外)
化合物性质 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 酸性________，碱性________ 酸性________，碱性________
简单气态氢化物的稳定性
3.电离能
(1)含义
第一电离能：某元素的气态原子失去一个电子形成＋1价气态阳离子所需要的________，符号：____，单位：__________。
(2)规律
①同周期元素：从左往右，元素第一电离能呈________的趋势，其中ⅡA族、ⅤA族元素的第一电离能出现反常。
②同族元素：从上到下第一电离能逐渐________。
③同种原子：逐级电离能越来越大。
(3)应用
①判断元素金属性的强弱
电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之金属性越弱。
②判断元素的化合价
如果某元素的In＋1 In，则该元素的常见化合价为＋n，如钠元素的I2 I1，所以钠元素的化合价为＋1。
③判断核外电子的分层排布情况
多电子原子中，元素的各级电离能逐渐增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。
4．电负性
(1)含义
用来衡量元素在化合物中__________的能力。元素的电负性越大，表示其原子对键合电子的吸引力________。
(2)标准
以氟的电负性为____和锂的电负性为1.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体元素未计)。
(3)变化规律
①在元素周期表中，同周期元素从左至右，元素的电负性逐渐____，同主族元素从上至下，元素的电负性逐渐____。
②金属元素的电负性一般______，非金属元素的电负性一般______，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性又有非金属性。
(4)应用
5．定性判断金属性、非金属性的一般方法
金属性 ①单质与水或非氧化性酸反应制取氢气越容易，金属性越强
②单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强
③最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强
非金属性 ①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强
②单质氧化性越强或阴离子还原性越弱，非金属性越强
③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强
1．元素的电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大(　　)
2．元素的氧化物对应的水化物酸性越强，非金属性越强，碱性越强，金属性越强(　　)
3．元素的气态氢化物越稳定，非金属性越强，其水溶液的酸性越强，还原性越弱(　　)
4．元素的原子得电子越多，非金属性越强，失电子越多，金属性越强(　　)
5．同周期元素，从左到右，原子半径逐渐减小，离子半径也逐渐减小(　　)
一、微粒半径、元素金属性和非金属性比较
1．比较下列微粒半径的大小(用“＞”或“＜”填空)：
(1)Si________N________F。
(2)Li________Na________K。
(3)Na＋________Mg2＋________Al3＋。
(4)F－________Cl－________Br－。
(5)Cl－________O2－________Na＋。
(6)H－________Li＋________H＋。
2．根据元素周期律比较下列各组性质(用“>”或“<”填空)：
(1)金属性：K________Na________Mg；
非金属性：F________O________S。
(2)碱性：Mg(OH)2________Ca(OH)2______KOH。
(3)酸性：HClO4________H2SO4________HClO。
(4)热稳定性：CH4________NH3________H2O。
(5)还原性：HBr________HCl，I－________S2－。
(6)氧化性：Fe3＋________Cu2＋________Fe2＋。
3．A、B、C为三种短周期元素，A、B同周期，A、C的最低价离子分别为A2－、C－，B2＋与C－具有相同的电子层结构，下列叙述不正确的是(　　)
A．原子序数：A>B>C
B．原子半径：C>B>A
C．离子半径：A2－>C－>B2＋
D．原子最外层电子数：C>A>B
电子层结构相同的微粒半径大小规律
电子层结构相同(核外电子排布相同)的离子半径(包括阴、阳离子)随核电荷数的增加而减小，如O2－>F－>Na＋>Mg2＋>Al3＋。可归纳为电子层排布相同的离子，(表中位置)阴离子在阳离子前一周期，原子序数大的半径小，概括为“阴前阳下，序大径小”。
二、“10e－”“18e－”微粒的应用
4．A＋、B＋、C－、D、E五种粒子(分子或离子)中，每个粒子均有10个电子，已知：
①A＋＋C－===D＋E↑；②B＋＋C－===2D。
回答下列问题：
(1)C－的电子式是________。
(2)分别写出A＋和D反应、B＋和E反应的离子方程式：_________________________________、______________________________________________________________________。
(3)除D、E外，请再写出两种含10个电子的分子的分子式：______________________。
(4)除A＋、B＋外，请再写出两种含10个电子的阳离子：________________________。
等电子微粒的判断方法
(1)“10电子”微粒：
(2)“18电子”微粒：
三、电离能、电负性的变化规律及应用
5．13Al、15P、16S、17Cl是周期表中的短周期主族元素。下列有关说法正确的是(　　)
A．元素Al在周期表中位于第四周期ⅢA族
B．元素P的简单气态氢化物的化学式为PH4
C．第一电离能：I1(Al)D．最高价氧化物的水化物的酸性：H3PO46．(1)C、N、O、S四种元素中，第一电离能最大的是__________。
(2)观察下面四种镧系元素的电离能数据，判断最有可能显示＋3价的元素是________(填元素名称)。
几种镧系元素的电离能(单位：kJ·mol－1)
元素 I1 I2 I3 I4
Yb(镱) 604 1 217 4 494 5 014
Lu(镥) 532 1 390 4 111 4 987
La(镧) 538 1 067 1 850 5 419
Ce(铈) 527 1 047 1 949 3 547
7.根据信息回答下列问题：
不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用数值表示，该数值称为电负性。一般认为：如果两个成键原子间的电负性差值大于1.7，原子之间通常形成离子键；如果两个成键原子间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。下表是某些元素的电负性值：
元素符号 Li Be B C O F Na Al Si P S Cl
电负性值 1.0 1.5 2.0 2.5 3.5 4.0 0.9 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0
(1)通过分析电负性值的变化规律，确定Mg元素的电负性值的最小范围：________________。
(2)请归纳元素的电负性和金属性、非金属性的关系：________________________________。
(3)推测AlF3、AlCl3、AlBr3是离子化合物还是共价化合物：
AlF3__________________，AlCl3________________________，AlBr3________________。
答题规范(3)　电离能规范答题的两个类型
1．电离能与原子结构
答题策略：从原子核对最外层电子的吸引力来判断。
答题模板：A原子比B原子的半径大，且A原子的核电荷数比B原子的小，所以A原子对最外层电子的吸引力小于B, 故第一电离能A小于B。
2．电离能与半充满、全充满
答题策略：能量相同的原子轨道在全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)时，比较稳定，难失电子。
答题模板：A原子的外围电子排布式为×××，处于半充满(全充满)，比较稳定，难失电子，×××电离能大。
1．请结合核外电子排布相关知识解释，第一电离能：C小于O，原因是：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
2．(1)第一电离能N大于O，原因是：_______________________________________
________________________________________________________________________。
(2)已知电离能：I2(Ti)＝1 310 kJ·mol－1，I2(K)＝3 051 kJ·mol－1。I2(Ti)________________________________________________________________________。
1．(2022·江苏，3)工业上电解熔融Al2O3和冰晶石(Na3AlF6)的混合物可制得铝。下列说法正确的是(　　)
A．半径大小：r(Al3＋)B．电负性大小：χ(F)<χ(O)
C．电离能大小：I1(O)D．碱性强弱：NaOH2．(2020·江苏，9)下列关于Na、Mg、Cl、Br元素及其化合物的说法正确的是(　　)
A．NaOH的碱性比Mg(OH)2的强
B．Cl2得到电子的能力比Br2的弱
C．原子半径r：r(Br)＞r(Cl)＞r(Mg)＞r(Na)
D．原子的最外层电子数n：n(Na)＜n(Mg)＜n(Cl)＜n(Br)
3．(2022·广东，7)甲～戊均为短周期元素，在元素周期表中的相对位置如图所示。戊的最高价氧化物对应的水化物为强酸。下列说法不正确的是(　　)
A．原子半径：丁＞戊＞乙
B．非金属性：戊＞丁＞丙
C．甲的氢化物遇氯化氢一定有白烟产生
D．丙的最高价氧化物对应的水化物一定能与强碱反应
4．(1)[2020·全国卷Ⅰ，35(2)]Li及其周期表中相邻元素的第一电离能(I1)如表所示。I1(Li)> I1(Na)，原因是____________________________________________________________。
I1(Be)> I1(B)> I1(Li)，原因是_________________________________________________
________________________________________________________________________。
I1/(kJ·mol－1)
Li 520 Be 900 B 801
Na 496 Mg 738 Al 578
(2)[2018·全国卷Ⅲ，35(2)]黄铜是人类最早使用的合金之一，主要由Zn和Cu组成。第一电离能I1(Zn)________(填“大于”或“小于”)I1(Cu)。原因是___________________________。
(3)[2016·全国卷Ⅱ，37(3)节选]元素铜与镍的第二电离能分别为ICu＝1 958 kJ·mol－1，INi＝
1 753 kJ·mol－1，ICu＞INi的原因是________________________________________________
_____________________________________________________________________________。
(4)[2016·全国卷Ⅲ，37(2)]根据元素周期律，原子半径Ga________As，第一电离能Ga________(填“大于”或“小于”)As。
5．(1)[2022·山东，16(1)]基态Ni原子的价层电子排布式为________，在元素周期表中位置为________。
(2)[2022·河北，17(1)(2)]①基态S原子的价电子中，两种自旋状态的电子数之比为________。
②Cu与Zn相比，第二电离能与第一电离能差值更大的是________，原因是___________________________________________________________________________
___________________________________________________________________________。
(3)[2022·全国甲卷，35(1)(2)]①基态F原子的价层电子排布图(轨道表示式)为___________________________________________________________________________。
②图a、b、c分别表示C、N、O和F的逐级电离能I变化趋势(纵坐标的标度不同)。第一电离能的变化图是________(填标号)，判断的根据是________________________________
___________________________________________________________________________；
第三电离能的变化图是________(填标号)。
第30讲　元素周期表、元素的性质
考点一
归纳整合
1．(1)电子层数目　原子序数递增　(2)最外层电子数　电子层数递增
2．(2)①ns1　ns2　ns2np1　ns2np2　ns2np3　ns2np4　ns2np5　(4)①铝、锗、锑、钋、　硼、硅、砷、碲、砹、
②金属元素区　非金属元素区　③金属性　非金属性
易错辨析
1．×　2.√　3.×　4.√
专项突破
1.
2．A
3．(1)n＝m＋5、n＝m＋15、n＝m＋29
(2)x＋2、x＋8、x＋18、x＋32
(3)y＝x＋m或y＝x＋n
(4)B
考点二
归纳整合
1．原子序数　原子的核外电子排布
2．相同　依次增加　相同　逐渐减小　逐渐增大　逐渐减弱　逐渐增强　逐渐增强　逐渐减弱　主族序数－8　主族序数　逐渐增强　逐渐减弱　逐渐减弱　逐渐增强　逐渐增强　逐渐减弱
3．(1)最低能量　I1　kJ·mol－1　(2)①增大　②变小
4．(1)吸引电子　越大　(2)4.0　(3)①变大　变小　②小于1.8　大于1.8
易错辨析
1．×　2.×　3.×　4.×　5.×
专项突破
1．(1)＞　＞　(2)＜　＜　(3)＞　＞　(4)＜　＜　(5)＞　＞　(6)＞　＞
2．(1)>　>　>　>　(2)<　<　(3)>　>　(4)<　<
(5)>　<　(6)>　>
3．B
4．(1)　(2)NH＋H2O??NH3·H2O＋H＋　H3O＋＋NH3===NH＋H2O　(3)CH4、HF(答案合理即可)　(4)Na＋、Mg2＋、Al3＋(答任意两个即可)
解析　本题中五种粒子均有10个电子是解题的突破口。依据已有的元素与化合物的知识可知，10电子的粒子中，原子有Ne，阴离子有N3－、O2－、F－、OH－、NH，阳离子有Na＋、Mg2＋、Al3＋、NH、H3O＋，分子有CH4、NH3、H2O、HF。根据题意由①A＋＋C－===D＋E↑推知，A＋为NH、C－为OH－、D为H2O、E为NH3，由②B＋＋C－===2D推知，B＋为H3O＋，由此解题。
5．D
6．(1)N　(2)镧
7．(1)0.9～1.5
(2)非金属性越强，电负性越大；金属性越强，电负性越小
(3)离子化合物　共价化合物　共价化合物
答题规范(3)
规范精练
1．碳原子半径比氧原子半径大，且核电荷数比氧的小，故碳原子对最外层电子的吸引力小于氧，第一电离能也小于氧
2．(1)N原子的外围电子排布式为2s22p3，处于半充满，比较稳定，难失电子，第一电离能大　(2)K＋失去的是全充满的3p6上的电子，Ti＋失去的是4s1上的电子，相对较易失去
真题演练　明确考向
1．A　[核外电子数相同时，核电荷数越大，离子半径越小，故半径大小为r(Al3＋)2.A　3.C
4．(1)Na与Li同主族，Na的电子层数多，原子半径大，故第一电离能更小　Li、Be和B为同周期元素，同周期元素从左至右，第一电离能呈现增大的趋势；但由于基态Be原子的2s能级处于全充满状态，能量更低更稳定，故其第一电离能大于B的　(2)大于　Zn原子核外电子排布为全充满稳定结构，较难失电子　(3)铜失去的是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子　(4)大于　小于
5．(1)3d84s2　第四周期第Ⅷ族　(2)①1∶2(或2∶1)　②Cu　Cu的第二电离能失去的是3d10的电子，第一电离能失去的是4s1电子，Zn的第二电离能失去的是4s1的电子，第一电离能失去的是4s2电子，3d10电子处于全充满状态，其与4s1电子能量差值更大　(3)①　②图a　同周期元素第一电离能的总体趋势是依次升高的，但由于N元素的2p能级为半充满状态，因此N元素的第一电离能较C、O两种元素高　图b

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